Związki chemiczne, wiązania chemiczne, reakcje

Związki chemiczne, wiązania chemiczne, reakcje Literatura: L. Jones, P. Atkins Chemia ogólna. Cząsteczki, materia, reakcje. Lesław Huppenthal, Alicja Kościelecka, Zbigniew Wojtczak Chemia ogólna i analityczna dla studentów biologii. Lech Pajdowski Chemia ogólna. Adam Bielański Podstawy chemii ogólnej i nieorganicznej. Irena Zubel http://www.w12.pwr.wroc.pl/zpp/files/w 1.W10.pdf Irena Zubel http://www.w12.pwr.wroc.pl/zpp/files/w 2.W10.pdf Ewa Wisła - http://home.agh.edu.pl/~wisla/klas_z_n.pdf

Związek chemiczny trwałe połączenie co najmniej dwóch różnych pierwiastków chemicznych za pomocą dowolnego wiązania chemicznego. Związki chemiczne powstają podczas reakcji chemicznych. Rodzaje związków nieorganicznych: wodorki NaH, (H 2 S?!!) tlenki MgO, CO 2 kwasy HCl, H 3 PO 4 wodorotlenki KOH, BaOH sole FeCl 3, K 2 Cr 2 O 7 węgliki CaC 2 azotki Li 3 N, C 3 N 4 Związki chemiczne Podział główny: związki organiczne, związki nieorganiczne. Prawo stałości składu: związki chemiczne mają stały skład ilościowy

Związki chemiczne TLENKI związki zbudowane z tlenu i innego pierwiastka. - tlenki metali = (najczęściej) tlenki zasadowe - tlenki niemetali = (najczęściej) tlenki kwasowe - amfoteryczne wchodzą w reakcję z zasadami i kwasami. Sposoby otrzymywania tlenków: reakcja tlenu z pierwiastkiem reakcja rozkładu termicznego soli oraz wodorotlenków reakcja utleniania tlenków niższych reakcja redukcji tlenków wyższych.

tlen (O) 46,1% krzem (Si) 27,72% glin (Al) 8,13% żelazo (Fe) 5,0% wapń (Ca) 3,63% sód (Na) 2,83% potas (K) 2,60% magnez (Mg) 2,08% tytan (Ti) 0,44% wodór (H) 0,14% pozostałe 1,5%

Rozpowszechnienie pierwiastków chemicznych w Układzie Słonecznym Źródło: Wikipedia

KWASY związki zbudowane z wodoru oraz reszty kwasowej. - kwasy tlenowe; - kwasy beztlenowe. Sposoby otrzymywania kwasów: reakcja tlenku niemetalu i wody. reakcja mocnego kwasu z solą. Moc kwasów maleje w grupie, a rośnie w okresie układu okresowego. Moc dla kwasów beztlenowych rośnie w grupie. Możliwe reakcje: - z metalami; - tlenkami metalu; Związki chemiczne Szereg aktywności wszystkich metali Pierwiastki stojące w szeregu aktywności za wodorem nie są w stanie wyprzeć go z kwasu. Reakcja nie zachodzi, z wyjątkiem kwasu siarkowego oraz azotowego.

Związki chemiczne WODOROTLENKI związki zbudowane z metalu oraz grupy wodorotlenowej (OH-). Otrzymywanie wodorotlenków: reakcja metalu z grupy 1 lub 2 (oprócz berylu) z wodą reakcja tlenku metalu z grupy 1 lub 2 (oprócz berylu) z wodą W zależności od charakteru chemicznego wodorotlenki możemy podzielić na: - zasadowe, które wchodzą w reakcję z kwasami i tworzą sól. - amfoteryczne, które wchodzą w reakcję z kwasami oraz zasadami.

Związki chemiczne Sole związki zbudowane z metalu oraz reszty kwasowej. - obojętne (występują najczęściej) - wodorosole - hydroksosole (metal oraz reszta kwasowa i wodorotlenowa) Sposoby otrzymywania soli: reakcja kwasu z zasadą; reakcja kwasu z tlenkiem metalu; reakcja kwasu z metalem; reakcja tlenku metalu z tlenek niemetalu reakcja zasady z tlenkiem niemetalu; reakcja metalu z niemetalem; reakcja soli1 z solą2 reakcja soli1 z zasadą1; reakcja soli słabego kwasu z silnym kwasem; reakcja soli kwasu beztlenowego z silnym kwasem tlenowym.

Nazewnictwo związków chemicznych Międzynarodowa Unia Chemii Czystej i Stosowanej www.iupac.org

Wiązania chemiczne Typy oddziaływań między atomami: wiązania chemiczne oparte na wymianie elektronów walencyjnych oddziaływania o charakterze fizycznym siły van der Waalsa Typy wiązań: wiązania kowalencyjne (atomowe) - uwspólnienie elektronów walencyjnych sąsiadujących atomów wiązana jonowe przeniesienie elektronów walencyjnych od jednego rodzaju atomów do drugiego metaliczne uwspólnienie części elektronów walencyjnych bardzo wielu atomów Istotną cechą w klasyfikacji wiązań jest różnica elektroujemności tworzących je atomów. Gdy różnica elektroujemności wynosi: < 0,4 wiązania kowalencyjne, 1,4 1,7 kowalencyjne spolaryzowane, > 1,7 wiązania jonowe.

Wiązania chemiczne Typy oddziaływań między atomami: wiązania chemiczne oparte na wymianie elektronów walencyjnych oddziaływania o charakterze fizycznym siły van der Waalsa Elektronowa teoria wiązań Levis a (1916): każdy atom dąży do takiej zmiany zewnętrznej powłoki elektronowej, aby uzyskać najtrwalszą konfigurację, tzn. minimum energii. Trwałe konfiguracje to: s2, s2p6, s2p6d10. Inaczej: przyczyną tworzenia się wiązań chemicznych jest dążenie układu do osiągnięcia minimum energii. H + H H 2 + 436 kj/mol energia wiązania

Wiązania chemiczne Wiązanie kowalencyjne powstaje między atomami posiadającymi niesparowane elektrony walencyjne. Polega ono na utworzeniu wspólnej pary elektronowej, należącej jednocześnie do obu atomów.

Wiązania chemiczne Orbitale molekularne - wiązania kowalencyjne Mechanika kwantowa: gdy elektrony mają spiny zgodne, to wypadkowa funkcja falowa (orbital molekularny) ma dwa maksyma rozsunięte względem osi cząsteczki (prawdopodobieństwa znalezienia elektronu między jądrami jest małe). Gdy mają spiny przeciwne, gęstość prawdopodobieństwa jest największa w obszarze między jądrami atomów, co wskazuje na istnienie wiązania.

Wiązania chemiczne Orbitale molekularne - wiązania kowalencyjne

Wiązania chemiczne Orbitale molekularne - wiązania kowalencyjne Hybrydyzacja orbitali atomowych: atomy podczas łączenia się w cząsteczki dążą do ujednolicenia orbitali elektronowych ostatniej powłoki, powstają orbitale shybrydyzowane, które są różne od orbitali s, p, d, w powstałej cząsteczce wszystkie orbitale są równocenne, są kombinacją liniową funkcji falowych s2, p6, d10.

Wiązania chemiczne Orbitale molekularne - wiązania kowalencyjne Etap I stan wzbudzenia i hybrydyzacja

Wiązania chemiczne (kowalencyjne) Orientacja przestrzenna orbitali atomowych shybrydyzowanych

Wiązania kowalencyjne Kształty cząsteczek powstałych w oparciu o przestrzenną orientację orbitali shybrydyzowanych liniowa (BCl 2 ) trygonalna (BF 3 ) tetraedryczna (CH 4 ) oktaedryczna (SF 6 ) bipiramidalna (PCl 5 )

Wiązania kowalencyjne Kształty cząsteczek powstałych w oparciu o przestrzenną orientację orbitali shybrydyzowanych

Rodzaje wiązań kowalencyjnych Wiązania kowalencyjne czyste - występują między atomami tego samego pierwiastka. Wiązania takie mogą być pojedyncze (jak w cząsteczkach H 2, Cl 2 ) lub wielokrotne (jak w cząsteczkach S 2, O 2, N 2 oraz w wielu cząsteczkach związków organicznych między atomami węgla).

Rodzaje wiązań kowalencyjnych Wiązania typu σ (sigma) powstają w wyniku osiowego nałożenia się orbitali atomowych tworzących orbital molekularny. Wyróżniamy wiązania typu σs-s, σp-p, σs-p. Wiązania typu π (pi) powstają w wyniku bocznego nakładania się orbitali atomowych. Wiązania typy π powstają zawsze po utworzeniu wiązania σ. Stanowią drugie albo trzecie wiązanie między dwoma atomami (wiązania wielokrotne). πp-p πp-p πp-p (S 2 ) (H 2 C=CH 2 )* (N 2 ) (HC CH)*

Rodzaje wiązań kowalencyjnych Wiązania kowalencyjne spolaryzowane gdy wiązanie tworzą dwa różne atomy wspólna para elektronowa jest przyciągana przez atom pierwiastka bardziej elektroujemnego. Cząsteczka ulega polaryzacji. dipole

Rodzaje wiązań kowalencyjnych

Rodzaje wiązań kowalencyjnych Wiązanie donorowo akceptorowe (wiązanie koordynacyjne) powstaje wtedy, gdy wiążąca para elektronowa pochodzi od jednego z atomów. Donor atom, który dostarcza wolną parę elektronową Akceptor atom, który przyjmuje parę elektronową na swój wolny orbital

https://pl.wikipedia.org/wiki/wi%c4%85zanie_koordynacyjne

Rodzaje wiązań kowalencyjnych Przykłady jonów z wiązaniami koordynacyjnymi

Budowa przestrzenna cząstek i jonów Teoria VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion odpychanie się elektronów powłoki walencyjnej) - uproszczony sposób przewidywania kształtu kowalencyjnych cząsteczek pierwiastków grup głównych układu okresowego (grup 1, 2 oraz 13 do 18) w oparciu o elektrostatyczne oddziaływania między sobą elektronów powłok walencyjnych połączonych ze sobą atomów. http://www2.chemia.uj.edu.pl/kotarba/prezentacje/chemia_nieorganiczna/wyklad18.pdf http://www.kchn.pg.gda.pl/didactics/vsepr.pdf

Związki kompleksowe HgCl 2(aq) + 2KI (aq) = HgI 2(s) + 2 KCl (aq) czerwony osad HgI 2(s) + 2KI (aq) = K 2 HgI 4(aq) bezbarwny roztwór Tetrajodortęcian(II) potasu Związek kompleksowy to związek chemiczny, który w swoim składzie chemicznym zawiera jeden lub więcej atomów centralnych, otoczonych przez inne atomy lub grupy atomów zwane ligandami, przy czym przynajmniej jedno wiązanie atomu centralnego z ligandem ma charakter wiązania koordynacyjnego.

Związki kompleksowe Fe 3+ + 6 CN [Fe(CN) 6 ] 3 3+ ligandy - L atom centralny, metal - M [Fe(CN) 6 ] 3 jon kompleksowy K 3 [Fe(CN) 6 ] związek kompleksowy, koordynacyjny, zespolony

Związki kompleksowe Jon/atom centralny najczęściej kationy metali bloku d, a także zwykle cięższe pierwiastki powyżej 4 okresu w układzie okresowym posiadające nieobsadzone orbitale, np. Cu 2+, Cr 3+, Fe 3+, Pb 2+ ), niemetale, np. w [SO 4 ] 2-, [PO 4 ] 3-, [BH 4 ] -, [SiF 6 ] 2-. Ligandy - skoordynowane z atomem centralnym podstawniki: atomy, grupy atomów lub jony ujemne, otaczają one atomy centralne i dostarczają przynajmniej jedną wolną parę elektronów (wiązanie koordynacyjne), w ligandach dawcami elektronów najczęściej są atomy fluorowców, azotu, tlenu, siarki i węgla w anionach prostych i złożonych, np. OH -, F -, Cl -, CN - lub cząsteczki obojętne, np. NH 3, H 2 O, aminy, kwasy organiczne, aminokwasy. ligandy jednokleszczowe (jednofunkcyjne) jedna para elektronów. ligandy wielokleszczowe (wielofunkcyjne) lub chelatowe - zawierają dwa lub więcej atomów posiadających wolne pary elektronowe.

Związki kompleksowe - chelaty etylenodiamina jon szczawianowy 1,10-fenantrolina kwas/anion etylenodiaminotertaoctowy (EDTA)

Związki kompleksowe - chelaty czterofunkcyjny chelat porfiny z żelazem

Związki kompleksowe - chelaty [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ Dlaczego metan nie jest ligandem? [Fe(NH 3 ) 6 ] 3+

Wiązania kowalencyjne Podsumowanie

Wiązania jonowe Wiązanie jonowe jest wynikiem maksymalnej polaryzacji wiązania kowalencyjnego. Polega ono na przeniesieniu elektronu od atomu mniej elektroujemnego do atomu bardziej elektroujemnego. występuje tylko w związkach chemicznych, nigdy między atomami tego samego pierwiastka tworzą je atomy o dużej równicy elektroujemności skłonność atomów do tworzenia wiązania jonowego jest tym większa, im większa jest różnica elektroujemności atomy pierwiastków początkowych grup układu okresowego oddają elektrony, tworzą kationy atomy pierwiastków końcowych grup układu okresowego uzupełniają brakujące elektrony, tworzą aniony nie mają charakteru kierunkowego, mają zapełnione zewnętrzne powłoki, co daje symetrię sferyczną, analogiczną do gazu szlachetnego polega głównie na oddziaływaniu elektrostatycznym występuje wyłącznie w ciałach stałych o ciągłej strukturze krystalicznej

Wiązania jonowe

Wiązania jonowe

Wiązania metaliczne Wiązania metaliczne występują między atomami metali tworzących sieć krystaliczną, a więc w ciele stałym. Dotyczą dużej liczby pierwiastków (85 ze100). zjonizowane dodatnio atomy metali (kationy) tworzą gęsto upakowaną sieć krystaliczną uwolnione w wyniku jonizacji elektrony walencyjne są zdelokalizowane (nie są przypisane do określonych jonów) i poruszają się swobodnie w obrębie całej sieci krystalicznej, tworząc tzw. gaz elektronowy wiązania metalicznego są wynikiem równowagi dwóch sił: elektrostatycznego oddziaływania dodatnich jonów metalu z chmurą elektronową i sił odpychania między jednoimiennymi jonami w sieci. wiązania metaliczne nie są kierunkowe; dobre przewodnictwo ciepła i prądu

Siły van der Waalsa

Wiązania wodorowe

Reakcje chemiczne

Reakcje chemiczne Reakcja chemiczna proces, w wyniku którego pierwotna substancja zwana substratem przemienia się w inną, zwaną produktem. Aby cząsteczka substratu zamieniła się w cząsteczkę produktu konieczne jest rozerwanie przynajmniej jednego z obecnych w niej wiązań chemicznych pomiędzy atomami, bądź też utworzenie się przynajmniej jednego nowego wiązania. Rodzaje reakcji: przebiegające z wydzieleniem (egzotermiczne) przebiegające z pochłonięciem energii (endotermiczne) przebiegające bez zmiany stopnia utlenienia pierwiastków (reakcje kwas - zasada) przebiegające ze zmianą stopnia utlenienia pierwiastków (reakcje utleniacz - reduktor) Typ reakcji Schemat Przykłady Reakcja syntezy X + Y XY CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 H 2 CO 3 + BaCO 3 Ba(HCO 3 ) 2 Reakcja rozkładu (analizy) XY X + Y ZnCO 3 ZnO + CO 2 Reakcja wymiany X + YA XA + Y Zn 0 + Cu +2 SO 4 Zn +2 SO 4 + Cu 0 C + ZnO CO + Zn O 2 + HgS SO 2 + Hg Reakcja podwójnej NaOH + HCl NaCl + HOH XA + YB XB + YA wymiany NaCl + AgNO 3 NaNO 3 + AgCl

Reakcje chemiczne RÓWNANIE REAKCJI CHEMICZNEJ PRZED reakcją PO reakcji CH 2O CO 2H O 4 2 2 2 SUBSTRATY PRODUKTY REAGENTY INTERPRETACJA (odczytanie) równania reakcji na poziomie cząsteczkowym: "Jedna cząsteczka metanu reaguje z dwiema cząsteczkami tlenu dając cząsteczkę ditlenku węgla i dwie cząsteczki wody" na poziomie makroskopowym: "Jeżeli jeden mol metanu przereaguje z dwoma molami tlenu to powstanie jeden mol ditlenku węgla i dwa mole wody"

Reakcje chemiczne Reakcje kwas - zasada Teoria Arrheniusa (1887): - kwas to związek oddający w roztworach wodnych kationy H +, HCl = H + + Cl - zasada to związek oddający w roztworach wodnych aniony OH, NaOH = Na + + OH Teoria Brönsteda Lowry ego (1923): - kwasy to donory protonów (H + ) HNO 3 = H + + NO 3 - zasady to akceptory protonów (H + ) NH 3 + H + = NH 4 + Modele kwasów i zasad Teoria Lewisa (1923): - kwasy to akceptory elektronów, np.: AlCl 3 + Cl 2 = AlCl 4 + Cl + - zasady to donory elektronów, np.: H 2 O + H + = H 3 O +

http://www.mm.pl/~rabbar/download/lectures/kwasy%20i%20zasady_cz1.pdf http://www.zmnch.pl/files/teorie_kwasow_i_zasad.pdf http://www.kchn.pg.gda.pl/didactics/kwasy_zasady.pdf http://www2.chemia.uj.edu.pl/~makowski/pch/06%20kwasy%20i%20zasady.pdf

http://www.kchn.pg.gda.pl/didactics/kwasy_i_zasady_prezentacja.pdf

prof. dr hab. inż. Barbara Becker http://www.mm.pl/~rabbar/download/lectures/kwasy i zasady_cz1.pdf

Reakcje kwas-zasada wg Lewisa H + + :Cl = H:Cl KWAS ZASADA Addukt kwasowo-zasadowy Dysocjacja HCl w H 2 O wymiana zasady w addukcie (HCl) ZASADA HCl + H 2 O = H 3 O + + Cl Addukt ZASADA' Addukt' ZASADA Reakcja NH 3 z H 2 O wymiana zasady w addukcie (H 2 O) ZASADA NH 3 + H:OH = NH 4 + + OH ZASADA' Addukt Addukt' ZASADA

Reakcje chemiczne Reakcje kwas - zasada Procesy chemiczne zachodzące w oparciu o teorie kwasów i zasad: dysocjacja elektrolityczna - rozpad cząsteczek na jony w wyniku oddziaływania z cząsteczkami wody Na 2 SO 4 2 Na + + SO 4 2 ale NH 4 OH = NH 4 + + OH reakcje zobojętniania Ca(OH) 2 + HCl = CaCl 2 + H 2 O amfoteryczność Pb 2+ aq + 4OH = [Pb(OH) 4 ] 2 + H 2 O Fe 2+ + 6 CN [Fe(CN) 6 ] 4 hydroliza soli NH 4 Cl NH + 4 + Cl i dalej NH + 4 + H 2 O = NH 4 OH + H + wytrącanie trudno rozpuszczalnych w wodzie osadów Ag + aq + Cl = AgCl + H 2 O (anion Cl wypiera ze sfery koordynacyjnej kationu wodę i powstaje elektrycznie obojętna cząsteczka.)

Reakcje chemiczne Reakcje utleniania i redukcji Zachodzą ze zmianą stopnia utlenienia pierwiastków. Stopnie utlenienia pierwiastków: - w cząsteczce amoniaku: - w cząsteczce aldehydu octowego: - w jonie dichromianowym:

Reakcje utleniania i redukcji UTLENIANIE wzrost stopnia utlenienia REDUKCJA obniżenie stopnia utlenienia 0 0 I 2Na + Cl 2 2Na + -I + Cl - forma zredukowana sodu UTLENIANIE forma utleniona sodu forma utleniona chloru REDUKCJA forma zredukowana chloru UTLENIACZ przyjmuje elektrony REDUKTOR oddaje elektrony

Reakcje utleniania i redukcji Reguły służące do wyznaczania stopnia utlenienia pierwiastka 1. Pierwiastki w stanie wolnym (O 2, Ca) 0 2. Proste jony (Na +, Cu 2+, Al 3+, Cl, S 2 ) ładunek jonu 3. Suma stopni utlenienia w cząsteczce 0 4. Suma stopni utlenienia w jonie ładunek jonu 5. Wodór w związkach +1 Wyjątek: wodorki (NaH, MgH 2 ) 1 6. Tlen w związkach 2 Wyjątki: nadtlenki (H 2 O 2 ) 1 ponadtlenki (KO 2 ) ½ fluorek tlenu (OF 2 ) +2 7. Formalny stopień utlenienia nie musi być liczbą całkowitą i może mieć wartości ułamkowe 8. W związkach organicznych połączenie węgiel-węgiel traktujemy jako 0 (bez względu na liczbę wiązań)!!!

Reakcje utleniania i redukcji Przykłady obliczania stopni utlenienia: Suma stopni utlenienia w cząsteczce = 0 a) Siarka w H 2 SO 3 : 2 ( I) 1 x 3 (-II) = 0 H 2 SO 3 x = +IV Suma stopni utlenienia w jonie = ładunek jonu b) Siarka w S 2 O 3 2- : 2 x 3 (-II) = 2 S 2 O 3 2- x = +II O II formalny stopień utlenienia! S II c) Żelazo w Fe 3 O 4 : 3 x + 4 (-II) = 0 S +VI FeO Fe 2 O 3 Fe +II Fe +III formalny stopień utlenienia! x = VIII/III, SO 4 2- S 2 O 3 2-

Reakcje utleniania i redukcji Na podstawie stopni utlenienia DOBIERANIA WSPÓŁCZYNNIKÓW REAKCJI a) stopnie utlenienia znane: III +I 0 +II II +I II b) stopnie utlenienia wyliczone: c) pierwiastki zmieniające stopień utlenienia: III +II NH 3 + O 2 = NO + H 2 O UTLENIANIE d) liczba wymienianych elektronów: N 3 N +2 e) uzgodnienie liczby elektronów oddanych z pobranymi: 0 II REDUKCJA + 5e O 0 2 + 4e 2O 2 f) równanie końcowe: 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O 4 5 g) sprawdzenie liczności pierwiastków po obydwu stronach równania: N: 4 = 4 O: 5 2 = 4 + 6 H: 4 3 = 6 2

Reakcje utleniania i redukcji - rodzaje 1. Przebiegające w środowisku kwaśnym MnO 4 + NO 2 + H + = Mn 2+ + NO 3 + H 2 O 2. Przebiegające w środowisku zasadowym Zn + NO 3 + OH = [Zn(OH) 4 ] 2 + NH 3 3. Przebiegające w środowisku obojętnym Sn 2+ + Hg 2+ = Sn 4+ + Hg 4. Dysproporcjonowania S 2 O 2 3 + OH = SO 2 4 + S 2 współczynniki? współczynniki? współczynniki? współczynniki? 5. Utleniania substancji, w których reduktorem są atomy różnych pierwiastków lub atomy tego samego pierwiastka na różnych stopniach utlenienia Cu 2 S + 10 NO 3 + 12 H + = 2 Cu 2+ + SO 4 2 + 10 NO 2 + 6 H 2 O

Reakcje utleniania i redukcji - rodzaje Reakcja w środowisku obojętnym redukcja 6elektronów 2KMnO 3K2SO3 H2O 2MnO2 3K2SO4 4 2KOH utlenianie 6elektronów Reakcja w środowisku kwaśnym redukcja 10elektronów 2KMnO 4 5K2SO3 3H2SO4 2MnSO 4 6K2SO4 3H2O Reakcja w środowisku zasadowym utlenianie 10 elektronów redukcja 2e 2KMnO 4 K2SO3 2KOH K2MnO 4 K2SO 4 H2O utlenianie 2 elektrony